Ingegneria Chimica

MARIA LAURA SANTARELLI

Il corso ha lo scopo di introdurre lo studente alla Chimica generale fornendo gli strumenti necessari per la comprensione degli equilibri chimici di varia natura, lo stato della materia con le sue diverse leggi, i processi termodinamici e cinetici. L’obbiettivo è di rendere lo studente indipendente nella valutazione dei processi chimici e di fornirgli le conoscenze adatte per il trattamento dei materiali e dei fenomeni ambientali. Lo studente potrà acquisire la possibilità di risolvere esercizi su equilibri acido-base in soluzione, redox ed equilibri di precipitazione, nonché ampia conoscenza sulle leggi chimico-fisiche che regolano gli stati della materia solido-liquido-gassoso

nessun prerequisito richiesto

ELEMENTI, SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI.
Struttura dell'atomo. Struttura del nucleo. Nucleoni. Decadimento radioattivo. Fusione e Fissione nucleare. Numero atomico e numero di massa di un atomo. Nuclidi isotopi ed elementi chimici. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Sostanze, formule molecolari. Masse molecolari relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Costante di Avogadro. Massa molare di una sostanza.
Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica, equazione stechiometrica (o chimica). Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso. Analisi indiretta.
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE
PERIODICA DEGLI ELEMENTI.
Radiazioni elettromagnetiche. Modello atomico di Bohr. Modello ondulatoriocorpuscolare della luce. Spettro di assorbimento e di emissione degli atomi. Principio di Heisenberg. L'atomo secondo la meccanica ondulatoria (orbitali, livelli energetici, numeri quantici). Equazione di Schrödinger. Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: principio della minima energia, principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Costruzione elettronica degli atomi degli elementi nel loro stato fondamentale: classificazione periodica degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento.
LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI.
Legame atomico (o covalente): teoria del legame di valenza e dell’orbitale molecolare (cenni). Raggio atomico, distanza di legame, energia di legame e curva di Morse. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari: momenti dipolari. Elettronegatività degli elementi. Legame ionico: energia reticolare, costante di Madelung. Geometria delle molecole: orbitali ibridi. Risonanza.
Legami ed elettroni delocalizzati (benzene). Legame metallico, proprietà dei metalli. Conduttori elettronici, semiconduttori e isolanti. Forze intermolecolari dipolo-dipolo (Van der Waals), legame idrogeno, forze di dispersione di London. Formule di struttura.
STATI Dl OSSIDAZIONE DEGLI ELEMENTI E REAZIONI REDOX.
Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Correlazione tra stati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox con metodo elettronico.
STATI Dl AGGREGAZIONE DELLA MATERIA.
Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi (cristallini). Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti mononucleari ed eteronucleari, solidi metallici.
Stato liquido: Proprietà macroscopiche dei liquidi.
Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato.
Applicazione della legge dei gas. Legge di Dalton. Gas reali ed equazione di Van der Waals. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali.
CENNI DI TERMODINAMICA CHIMICA.
Sistema, ambiente, universo. Reazioni endotermiche ed esotermiche. 1°, 2° e 3° principio della termodinamica: energia interna, entalpia, entropia, energia libera. Legge di Hess. Criterio di spontaneità di una trasformazione (entropia ed energia libera).
EQUILIBRI TRA FASI.
Sistemi ad un componente: Passaggi di stato per un sistema ad un componente; equazione di Clapeyron. Diagrammi di stato dell'acqua e dell'anidride carbonica, tensione di vapore, temperatura di ebollizione.
Sistemi a due componenti: Legge di Raoult, deviazioni positive e negative.
Soluzioni di soluti non volatili e non elettroliti: Proprietà colligative. Variazione della pressione di vapore del solvente nel passaggio solvente puro-soluzione diluita. Variazione della temperatura di ebollizione e congelamento del solvente per aggiunta di soluto non volatile e non elettrolita. Pressione osmotica.
EQUILIBRI GASSOSI Dl REAZIONE IN SISTEMI OMOGENEI ED ETEROGENEI.
Costante di equilibrio di una reazione Kp. Leggi modello (o leggi limite) dell'equilibrio chimico per sistemi omogenei (in fase gassosa) e per sistemi eterogenei. Dissociazione gassosa: grado di dissociazione. Effetti sulla composizione di un sistema all’equilibrio provocati: a) da una variazione della quantità dei componenti. b) da una variazione della pressione o del volume c) da una variazione della temperatura (entalpia di reazione, equazione di Van't Hoff).
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA.
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione Kc in soluzione. La reazione di ionizzazione dell'acqua e la sua costante di autoprotolisi Kw. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non-ionica e ionica: acidi e basi (di Brønsted-Lowry e di Lewis), sali. Effetto induttivo sulla forza degli acidi. Effetto livellante dell'acqua. Grado di dissociazione. Composizione di equilibrio e calcolo del pH di soluzioni "diluite" di soluti acidi, basici e salini. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.
ELETTROCHIMICA.
Bilanciamento di reazioni redox con il metodo ionico-elettronico. Celle galvaniche; f.e.m. di cella, potenziali standard, equazione di Nernst. Pile a concentrazione; celle a combustibile, accumulatore al piombo, pile di uso comune. Corrosione.
Elettrolisi.

Testi consigliati:
R.Bertani, M.Dettin, M.Mozzon, P.Sgarbossa Fondamenti di Chimica per le Tecnologie - EdiSES
oppure
qualsiasi testo di chimica a livello universitario


Libri di esercizi :
Pasquali Dell'Era - Problemi di Chimica - Esculapio
oppure
Paterno Parsi Pintauer Gelmini Hilts - Esercizi svolti Chimica Generale - Piccin

Il corso è strutturato con lezioni frontali, utilizzando mezzi informatizzati e slides. Verranno presentati allo studente esempi di esercizi da svolgere in aula per fornire allo studente la visione generale di alcune applicazioni dei concetti affrontati durante le lezioni, per acquisire gli strumenti per affrontare l'esame scritto

La frequenza è altamente consigliata in quanto corso base del corso di laurea

la prova scritta viene eseguita con test a risposte multiple sugli argomenti trattati durante il corso e due esercizi . La prova si svolge in un'ora e mezza e si prevede superata se lo studente risponda alle 30 domande a risposta multipla e ai due esercizi di chimica.

- Che cos'è un azeotropo?
- Qual'è la struttura elettronica del Fe?
- Determina il pH di una soluzione di acido carbonico 0,1 M diluita al 250 ml

• LA STRUTTURA DELLA MATERIA Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massadi un atomo.Nuclidi, isotopi ed elementi chimici
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• Massa atomica relativa. - La mole come unità di misura della quantità disostanza e il Numero di Avogadr
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• IL NUCLEOIl nucleo dell’atomo. Fascia di stabilità dei nuclidi, La radioattività. Idecadimenti: decadimento beta(+),decadimento beta ( decadimento alfa, decadimento gamma. Leggedel decadimento radioattivo. La fusione nucleare. La fissione nucleare.Energia e difetto di massa
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• STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONEPERIODICA DEGLI ELEMENTI- Il modello di Bohr dell'atomo di idrogeno. - Principio di indeterminazionedi Heisenberg. – Equazione di De Broglie
  • Testi di riferimento: Qualsiasi testo di Chimica generale, slides 5 ore


• Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo statofondamentale: principio di esclusione di Pauli e della massimamolteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi. Energiadi ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. -Raggio atomico.
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• LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI- Concetto di legame e l'energia di legame - Il legame atomico (o covalente). - Legami atomici semplici doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione)
  • Testi di riferimento: Qualsiasi testo di Chimica generale, slides 5 ore


• Elettronegatività degli elementi. - Polarità nei legami atomici. Molecolepolari e non polari. - Il legame ionico. L'ibridizazione degli atomi e le geometrie delle molecole. - Il legamemetallico
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• SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI- Composizione elementare di un composto chimico e sua formulaminima. - Formule molecolari ed unità di formula. - Masse formalirelative. - Massa molare di una sostanza.
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• Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica: equazionestechiometrica (o chimica). - Bilanciamento di una equazione chimica.Reagenti in proporzioni stechiometriche o non stechiometriche.Rendimento di una reazion
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• STATI DI OSSIDAZIONE DI ELEMENTI E REAZIONI REDOX- Stato di ossidazione di un elemento in un composto. - Correlazione trastati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica. -Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione,riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox.Coppie redox
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• STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIAStato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale edequazione di stato. Teoria cinetica dei gas.Applicazione della legge dei gas in chimica. Miscugli gassosi: frazionimolari, pressioni parziali, massa molecolare (media). - Gas reali edequazione di Van der Waals
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• Liquefazione dei gas e stato critico. Stato solido. Solidi ionici, solidimolecolari, solidi covalenti solidi metallici. Statoliquido. Evaporazione e solidificazione dei liquidi. Soluzioni (liquide):solvente e soluto (gassoso,solido e liquido), concentrazione delle soluzioni e concetto di saturazione.
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• TERMODINAMICA CHIMICASistemi termodinamico e ambiente: variabili di stato (intensive edestensive), funzioni di stato. - L'equilibriotermodinamico, trasformazioni reversibili ed irreversibili. - Lavoromeccanico nelle trasformazionitermodinamiche. - 1° Principio della termodinamica. Il calore nelletrasformazioni a volume costante ed inquelle a pressione costante: la funzione di stato, entalpia
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• Effetto termico nelle reazioni chimiche:equazione termochimica. - Stati standard delle sostanze. - Additività delleequazioni termochimiche (legge diHess). - 2° Principio della termodinamica: la funzione di stato entropia.L'entropia allo zero assoluto (3°Principio della termodinamica). - Lafunzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). - Criteri dispontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazionidi fase
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• Il potenziale chimico. - Variazione dell'energia libera del sistema nelprogressivo avanzamento diuna reazione fino all'equilibrio. -Legge dell'equilibrio chimico: costante standard (di equilibrio) di unareazione. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura:equazione di Van t'Hoff. Il rendimento di una reazione
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• EQUILIBRI TRA FASI DIVERSE DI SOSTANZE CHIMICAMENTE NONREAGENTISistemi ad un solo componente. - Equilibri tra fasi diverse di una stessasostanza: equazione di Clausius -Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua. Sistemi a due componenticompletamente miscibili. -L’equilibrio liquido-vapore: legge di Raoult. Sistemi a due componenticompletamente immiscibili o parzialmente miscibili. -Concetto di immiscibilità e aspetto chimico del fenomeno. Costante diripartizione di una sostanza in due liquidi immiscibili. - Miscibilità parzialee lacuna di miscibilità per liquidi e solidi.
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• PROPRIETA’ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI EDELETTROLITI- Proprietà colligative: Abbassamento della pressione di vapore delsolvente nel passare da solvente puro a soluzione; abbassamento dellatemperatura di congelamento e innalzamento della tempeatura diebollizione di una soluzione. - Curve di raffreddamento, diagrammieutettici
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• EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSALa legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione (Kc). La reazionedi auto-ionizzazione dell'acqua e sua costante di reazione (Kw).Definizione di acido e di base secondo Arrhenius. Reazione acido-basesecondo Bronsted e Lewis.
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• Soluzioni neutre, acide e basiche: il pH. Calcolo del pH di soluzioni diacidi, basi,e sali. Calcolo del pH di miscele di acidi, basi e acido forte con baseforte: neutralizzazione. Elettroliti pocosolubili: solubilità e prodotto di solubilità (Kso)
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• ELETTROCHIMICA- Semi reazioni redox e loro bilanciamento con il metodoionicoelettronico.- Reazioni redox e possibilità di conversione di "energia chimica" in"energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici. - L’equazionedi Nernst. - Forza elettromotrice di un elemento galvanico. - Potenzialeelettrodico e potenziale elettrodico standard di un semi elemento. – Semielemento standard di idrogeno. -Tabella dei potenziali standard diriduzione di coppie redox, potere ossidante e riducente delle coppieredox.
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